Télécharger la fiche pdf

L'Oxydoréduction

Objectifs

  Revoir

I. Définitions


Oxydant = espèce capable de capter un (ou plusieurs) électron(s)

Réducteur = espèce capable de céder un (ou plusieurs) électron(s)

Oxydation = augmentation du nombre d'oxydation / perte d'électrons

Réduction = diminution du nombre d'oxydation / gain d'électrons

Une réaction d’oxydoréduction est un échange d’électrons entre un réducteur qui cède des électrons qui sont captés par un oxydant.

II. Le nombre d'oxydation


Le nombre d’oxydation (n.o.) est l'état d'oxydation d'un élément dans un ion ou une molécule.


Il représente la charge réelle ou fictive qui serait présente sur un atome d’un élément, si les \(e^{-}\) de chaque liaison à cet atome sont attribués au + électronégatif des atomes liés.


Il s’écrit en chiffre romain (I, II, III, ...) et varie entre –IV pour le n.o. de C dans \(CH_{4}\) et +VII n.o. de Cl dans \(ClO_{4}^{-}\).

Les règles à suivre pour le calcul du n.o. d'un élément sont rassemblées dans le tableau ci-dessous.


      Élément ou espèce
    		   Règle Exemple Exception(s)
    Atome seul ou atome combiné à un (ou plusieurs) atomes du même élément
    		 Le n.o. est 0
    		 \(\small Cl_{2}\) :  \(\small n.o.\left(Cl \right) = 0\)
    \(\small Fe_{(s)}\) : \(\small n.o.\left(Fe\right) = 0\)

     -
    Fluor (\(\small F\))
    		Le n.o. du fluor \(\small \left(F\right)\) est \(\small –I\) \(\small F^{-}\)  : \(\small n.o.\left(F\right) = -I\) \(\small F_{2}\) avec \(\small n.o.\left(F\right) = 0\)
    Oxygène (\(\small O\))
    		 Le n.o. de l’oxygène \(\small \left(O\right)\) est \(\small –II\) \(\small H_{2}O\) : \(\small n.o.\left(O \right) = -II\)
    		 \(\small F_{2}O\) avec \(\small n.o.\left(O\right) = +II\)
    \(\small H_{2}O_{2}\) avec \(\small n.o.\left(O\right)= -I\)
    Hydrogène (\(\small H\))
    		 Le n.o. de l'hydrogène (\(\small H\)) est \(\small +I\)
    		 \(\small H_{2}O\) : \(\small n.o.\left(H\right) = +I\)
    		 Sauf pour les hydrures métalliques, H lié à un atome métallique et H est plus électronégatif que les métaux donc
    \(\small n.o.\left(H\right) = -I\)
    exemple : dans \(\small LiAlH_{4}\)
    \(\small n.o.\left(H\right) = -I\)
    Certains éléments non métallique
    		 Si \(\small N_{a} = nb. e^{-}\) de valence alors
    \(\small N_{a} – 8 < n.o. < +N_{a}\)
    		 Pour \(\small Cl\), \(\small N_{a} = 7\) donc \(\small –I < n.o. < +VII\)
    \(\small Cl^{-}\) : \(\small n.o.\left(Cl\right) = -I\)
    \(\small ClO_{3}^{-}\): \(\small n.o.\left(Cl\right) = +V\)
    \(\small ClO_{4}^{-}\): \(\small n.o.\left(Cl\right) = +VII\)
    		  -
    Molécule
    		 La somme des n.o d'une molécule est égale à 0
    		 \(\small somme\ des\ n.o.\ de\ H_{2}SO_{4}= 0\)
    \(\small 2 \times \left(+I\right) + n.o.\left(S\right) + 4 \times \left(-II\right)=0\)
    soit \(\small n.o.\left(S\right) = +VI\)
    		  -
    Ion simple
    		 La somme des n.o. d'un ion simple est égale à la charge de l'ion
    		 \(\small Fe^{2+}\) : \(\small n.o.\left(Fe\right) = +II\)
    		  -
    Ion complexe
    		 La somme des n.o. d’un ion complexe est égale à la charge de l'ion.
    		 \(\small somme\ des\ n.o.\ de\ MnO_{4}^{-}=-1\)
    \(\small 4 \times \left(–II\right) + n.o.\left(Mn\right)=-1\)
    soit \(\small n.o.\left(Mn\right) = +VII\)    		  -

III. Le potentiel d'électrode ou potentiel de Nernst


         Soit le couple rédox Ox1/Red1 :  \(a\ Ox_{1} +n\ e^{-} \leftrightharpoons b\ Red_{1}\)

         Le potentiel d'électrode ou potentiel de Nernst est le potentiel pris par une électrode plongeant dans une solution contenant l'oxydant (Ox1) et le réducteur (Red1) dans des conditions quelconques.

         Le potentiel est calculé par la formule suivante :
\(E = E°_{ox/red}\ +\ \dfrac{RT}{nF}\ ln\dfrac{\left [ Ox_{1} \right ]^{a}}{\left [ Red_{1} \right ]^{^{b}}}\) qui équivaut à 25 °C à \(E = E°_{ox/red}\ +\ \dfrac{0,059}{n}\ log\dfrac{\left [ Ox_{1} \right ]^{a}}{\left [ Red_{1} \right ]^{^{b}}}\)
            avec E° potentiel standard du couple

Le potentiel standard est le potentiel pris par l'électrode dans les conditions standard c'est-à-dire lorsque
[Ox1] = [Red1] = 1 mol/L, avec pH = 0, P = 1 bar et le plus souvent T = 298 K.


IV.Équilibrer la demi-équation pour un couple rédox



Méthodologie 1

(Les vidéos)

  1. 1. Équilibrer les atomes autres que H et O
  2. 2. Équilibrer les atomes d’oxygène (O) avec des molécules d’eau (H2O)
  3. 3. Équilibrer les atomes d’hydrogènes (H) avec des protons (H+)
  4. 4. Équilibrer les charges avec des électrons (e-)
  5. 5. Calculer la variation du n.o. pour l’atome concerné et vérifier qu’elle est égale au nombre d’électrons

Méthodologie 2


  2. 1. Calculer la variation du n.o. pour l’atome concerné
  3. 2. Équilibrer suivant cet atome
  4. 3. Ajouter le nombre d’électrons nécessaire du côté du n.o. le plus élevé
  5. 4. Équilibrer les charges avec des protons
  6. 5. Équilibrer les atomes d’hydrogène avec des molécules d’eau
  7. 6. Vérifier que les atomes d’oxygène sont équilibrés

V. Constante d'équilibre d'une réaction d'oxydoréduction

Soient les deux couples rédox (Ox1/Red1 et Ox2/Red2) dont les demi-équations et les potentiels d'électrode sont donnés ci-dessous :

\(\large\color{red}{\left(q\right)}\) \( Ox_{1}\ + \ \color{green} {p} \ e^{-} \leftrightharpoons Red_{1}\) avec \(E_{1} = E°_{1}\ +\ \dfrac{0,059}{\color{green}{p}}\ log\dfrac{\left [ Ox_{1} \right ]}{\left [ Red_{1} \right ]}\)
\(\large\color{green}{\left(p\right)}\) \( Red_{2}\ \leftrightharpoons \ Ox_{2}\ + \color{red}{q} \ e^{-}\) avec \(E_{2} = E°_{2}\ +\ \dfrac{0,059}{\color{red}{q}}\ log\dfrac{\left [Ox_{2}\right]}{\left[Red_{2}\right]}\)
\(\color{red}{q}\ Ox_{1} + \color{green}{p} \ Red_{2} \stackrel{\color{red}{?}}{\leftrightharpoons} \color{red}{q}\ \ Red_{1} \ +\  \color{green}{p} \ Ox_{2} \)
  • Si E1 > E2 alors la réaction entre Ox1 et Red2 est totale et l'équation s'écrit 
    \(\color{red}{q}\ Ox_{1} + \color{green}{p} \ Red_{2}\ \rightarrow  \color{red}{q}\ \ Red_{1} \ +\  \color{green}{p} \ Ox_{2} \)

  • Si E1 = E2, l’équilibre est réalisé et l'équation s'écrit
    \(\color{red}{q}\ Ox_{1} + \color{green}{p} \ Red_{2} \ \leftrightharpoons \color{red}{q}\ \ Red_{1} \ +\  \color{green}{p} \ Ox_{2} \)

    • La constante d’équilibre K est définie par \(K\ =\ \dfrac{\left [ Red_{1} \right ]_{eq}^{q}\left [ Ox_{2} \right ]_{eq}^{p}}{\left [ Ox_{1} \right ]_{eq}^{q}\left [ Red_{2} \right ]_{eq}^{p}}\) avec \(\left [ X \right ]_{eq}^{x}\) concentration des espèces à l'équilibre
    et \(log\ K\ = pq\ \dfrac{\left(E°_{1}-E°_{2}\right)}{0,059}\)

Last modified: Monday, 1 June 2020, 4:52 PM